Важнейшие классы неорганических соединений

Лабораторный практикум

По курсу

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов I курса)

Под редакцией А.А.Мачула

 

 

 

ОБНИНСК 2004

Лабораторный практикум по курсу «Общая и неорганическая химия» (для студентов I курса) под редакцией А.А.Мачула. Издание второе, дополненное и исправленное. - Обнинск, ИАТЭ, 1998, - 82 с.

Пособие содержит описание лабораторных работ, составленных в соответствии с современной программой курса химии для инженерно-технических специальностей вузов. Каждая лабораторная работа содержит необходимое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для самостоятельной работы. Авторы пособия Мачула А.А., Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Ларичева Т.Е., Соколова Ю.Д., Панкова Н.Н..,

Пособие предназначено для самостоятельной работы студентов и постановки лабораторных работ в химических практикумах вузов.

 

Рецензенты: доцент, к.х.н. Глушков Ю.М.,

               доцент, к.х.н. Рощектаев Б.М.

 

                  Темплан 2004, поз.

 

 

Ó Обнинский государственный технический университет 2004 г.

Важнейшие классы неорганических соединений

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время известно около 300 тыс. неорганиче­ских соединений. Их можно разделить на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Зная особен­ности классов соединений, можно описать свойства отдель­ных их представителей.

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых со­стоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемен­та . Например: K₂O, FeO, Сг₂О₃, SiO₂, P₂O₅.

По современной номенклатуре названия этого класса стро­ятся следующим образом: к слову оксид добавляется название элемента с указанием его степени окисления, если она не по­стоянна. Например, СаО — оксид кальция, Fe₂О₃ — оксид железа (III), P₂O₅ — оксид фосфора (V).

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (СО, NO, N₂O и NO₂), в химических реакциях они не образуют солей.

Соле­образующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2. Они взаимодейству­ют с водой с образованием оснований:

ВаО + Н₂О = Ва (ОН)₂

Непосредственно с водой при обычной температуре реаги­руют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме ВеО и MgO) периодической системы Д. И. Менделеева. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксида­ми и кислотами, образуя соли:

СаО + СO₂ = СаСО₃

СuО + 2НС1 = CuCl₂ + H₂O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (CI₂O, В₂О₃, CO₂, N₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ и др.), а также металлы со степенью окисле­ния более +4 (V₂O₅, СгО₃, Mn₂O₇, WO₃). Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодейст­вуют с водой, образуя кислоты:

                 SO₂ + H₂O = Н₂SО₃

                 СгО₃ + H₂O = H₂CrO₄

Со щелочами кислотные оксиды образуют соль и воду:

N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNО₃ + H₂O

Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степе­ни окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам отно­сятся, например, BeO, ZnO, Аl₂О₃, Сг₂О₃, SnO, PbO, MnO₂ и др. Они характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от усло­вий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Например, как основный оксид, Аl₂О₃ реагирует с кисло­той:

Аl₂О₃ + 6НС1 = 2 АlС1_з + 3H₂O

как кислотный — со щелочью:

Аl₂О₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O     

Если элемент образует несколько оксидов, например +2   +3 +6

 СгО, Сг₂Оз, СгОз,                                                             то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Так, СгО — основ­ный, Сг₂О₃ — амфотерный, а СгО₃— кислотный оксид.

Оксиды можно получить следующими способами:

- при взаимодействии простых веществ с кислородом, например

2Mg + O₂ = 2MgO 4P + 5O₂ = 2P₂O₅;

- разложением сложных веществ, например

                                   t

Сu(ОН)₂ = СuО + H₂О,

 

t

СаСО₃ = СаО + СО₂,

t

2Zn(NO₃)₂ = 2ZnO + 4NO₂ + O₂.

Кислотами называют вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки, например, HCl, H₂SO ₄, H₃PO ₂ (подчеркнуты кислотные остатки). Атомы водорода могут быть замещены на атомы металлов.

Основность кислоты определяется числом атомов водо­рода, которые могут быть замещены на атомы металлов. Как правило, основность совпадает с числом атомов водорода в молекуле, но не всегда, например, H₃PO₂ – одноосновная кислота.

Кислоты можно разделить на бескислородные (например, НС1, НВг, HCN, H₂S) и кислородсодержащие (например, НNО₃, H₂SO₄, Н₃Р0₄).

Названия кислородсодержащих кислот, в которых сте­пень окисления кислотообразующего элемента (центрального атома) равна номеру группы в периодической системе элемен­тов Д. И. Менделеева (высшая степень окисления), образуют­ся от названия элемента с добавлением суффикса -н (-ов или -ев) и окончания -ал. Например, HNO₃ — азот-н-ая кислота, Н₃АsO₄ — мышьяк-ов-ая кислота, H₂SiO₃— кремни-ев-ая кислота. При меньшей степени окисления центрального ато­ма названия кислот образуются с суффиксом -ист. Например, HNO₂ — азот-ист-ая кислота, H₂SO₃ — серн-ист-ая кислота.

В названиях бескислородных кислот к наименованию эле­мента добавляют слово водородная. Например, НС1 — хлоро­водородная, H₂S — сероводородная.

В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый — розо­вым.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду активностей (стандартных электродных потенциалов), обра­зуя соль и водород:

2А1 + ЗН₂SO₄ = А1₂(SO₄)₃ + ЗН₂↑

Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием солей:

H₂SO₄ + Mg(OH)₂ = MgSO₄ + 2Н₂O

2HNO₃ + СаО =Са(NО₃)₃ + H₂O

При взаимодействии кислот с солями могут образовывать­cя новые соль и кислота:

2НС1 + СаСОз = CaCl₂ + Н₂СОз

H₂SО₄ + BaCl₂ = BaSО₄↓ + 2НCl

Кислоты получают:

 - гидратацией (взаимодействием с водой) кислотных оксидов

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2Н₃РO₄

- обменной реакцией соли с кислотой

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2Н₃РO₄

 

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и ОН – группы (например, NaOH, Fe(OH)₃).

Кислотность основания – это количество ОН - групп, приходящихся на 1 атом металла. 

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде, — щелочи. К ним отно­сятся LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂, а также Т1OН;

б) основания, нерастворимые в воде, например СuОН)₂, Fе(ОН)₃, Сг(ОН)₃ и др.

Названия оснований образуются из слова гидроксид и на­звания соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Са(ОН)₂ — гидро­ксид кальция, Fе(ОН)₂ — гидроксид железа(II), Fе(ОН)з —гидроксид железа(III).

Водные растворы щелочей изменяют окраску индика­торов. В их присутствии фиолетовый лакмус синеет, бесцвет­ный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оран­жевый — желтым.

Основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Ba(OH)₂ + СО₂ = ВаСО₃ + Н₂О

При действии щелочей на растворы солей может получиться но­вая соль и новое основание, если одно из полученных ве­ществ нерастворимо (выпадает в осадок):

КОН + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + 2K₂SO₄

Са(ОН)₂ + Na₂CO₃ = СаСО₃↓ + 2NaOH

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании:

                             t

2Fе(ОН)₃ ⁼ Fе₂О_з + 3H₂O

Получить щелочи можно растворением в воде соответст­вующих оксидов:

 СаО + H₂O = Са(ОН)₂

или при взаимодействии воды с очень активными металлами (К, Na, Са. Ва и др.):

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + H₂

Общий способ получения нерастворимых в воде основа­ний — действие щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Некоторые основания проявляют как химические свойства оснований, так и свойства кислот. Такие основания называют а мфотерными. К ним относятся Сг(ОН)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, А1(ОН)₃ и др.

Амфотерные основания (гидроксиды) способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами — как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаи­модействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен:

Сг(ОН)₃ + _ЗНС1 = СгС1₃ + ЗН₂О

Сг(ОН)₃ + 3NaOH =Na₃ [Cr(OH)₆]

Соли — это вещества, в состав которых входят атомы металлов и кислотные остатки Соли делятся на средние, кислые, основные.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например,   Na₂CO₃, K₂SO₄, Са₃(РO4)₂.

Кислые соли — продукты неполного замеще­ния атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NаНСОз, Са(Н₂РO₄)₂, КНSО₃.

Основные соли по составу являются про­дуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются толь­ко многокислотными основаниями.Например, (СuОН)₂СО₃, АlOН(NО₃)₂, FeOHCl.

По современной номенклатуре название соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона (металла или остатка основания) с указанием его степени окисления, если она непостоянна. Например, СаСО₃ — карбо­нат кальция; MgCl₂ — хлорид магния; Сг₂(SO₄)₃ — сульфат хрома (III).

Названия кислых солей образуются добавлением к назва­нию аниона приставки гидро -, указывающей на наличие ато­мов водорода в кислотном остатке, а при необходимости с со­ответствующими числительными: МаНSО₃ — гидросульфит натрия; Са(Н₂РO₄)₂ - дигидрофосфаткальция.

Наличие ОН-групп в составе основной соли обозна­чается приставкой гидроксо - перед названием катиона:

(СиОН)₂СО₃ — карбонат гидроксомеди; А1(ОН)₂С1 — хлорид дигидроксоалюминия.

Как уже отмечалось, соли могут взаимодействовать с кислотами и со щелочами.

Две растворимые в воде соли могут реагировать друг с другом, если при обмене своими частями соли образуют нерастворимое вещество:

Ва(NО₃)₂ + K₂SO₄ = 2KNO₃ + BaSO₄↓

Реакция металла с солью менее активного металла приво­дит к образованию соли и металла. Исходная соль должна быть растворимой в воде, а металл находиться в ряду стан­дартных электродных потенциалов левее вытесняемого из со­ли металла:

Fe + CuSO₄ ⁼⁼ FeS0₄ + Сu

Средние соли могут быть получены многими спосо­бами:

1) Металл + Неметалл

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) Металл + Кислота

Mg + 2НС1 = MgCl₂ + Н₂↑

3) Металл + Соль

Сu + 2AgNO₃ ⁼ 2Ag + Сu(NО₃)₂

4) Основный оксид + Кислотный оксид

СаО + CO₂ ^-= СаСО₃

5) Основание + Кислота

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂0

6) Соль + Соль

РЬ(NО₃)₂ + Na₂SO₄ = PbS0₄↓ + 2NaN0₃

7) Основный оксид + Кислота

CuO + H₂S0₄ = CuS0₄ + H₂O

8) Кислотный оксид + Основание

P₂O₅+ 6NaOH = 2Nа₃РO₄ + ЗН₂О

9) Щелочь + Соль

Ва(ОН)₂ + К₂СО₃ = ВаСО₃↓ + 2КОН

10) Кислота + Соль

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2НС1

 

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1) Основание + Кислота (избыток)

NaOH + Н₃РO₄ = NaH₂P0₄ + H₂O

2) Средняя соль + Кислота (избыток)

Na₃P0₄ + 2Н₃Р0₄ = 3NaH₂P0₄

 Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

1) Кислота + Основание (избыток)

Н₂SO₄ + 2Cu(OH)₂ = (CuOH)₂S0₄ + 2H₂O

2) Средняя соль + Щелочь (недостаток)

2CuSO₄ + 2NaOH = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄

Превращение кислых и основных солей в средние проис­ходит следующими способами:

1) Кислая соль + Щелочь

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + Н₂О

Са(Н₂Р0₄)₂ + 2Са(ОН)₂ = Са₃(РO₄)₂ + 4H₂O

2) Основная соль + Кислота

(CuOH)₂S0₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Цель работы:

Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неме­таллов, их гидратов, солей, а также со свойствами основных клас­сов неорганических соединений.

Оборудование и реактивы

Пробирки цилиндрические. Фильтровальная бу­мага. Стаканы (500 и 100 мл). Стекляаные палочки. Оксид магния. Оксид кальция. Оксид меди (П). Оксид цинка. Оксид кремния(IV). Мел. Оксид алюминия. Карбонат кальция. Ацетат натрия. Карбонат меди (П). Индикаторы: лакмусовая бумага, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (нейтральные растворы). Растворы: соляной кислоты (2 М), серной кислоты (2 М), азотной кислоты (2 М), фосфорной кислоты (разб.), гидроксида натрия (2 М, 40%-ный), гидроксида кальция (насыщ.), сульфата меди (0, 5 М), карбоната натрия (0, 5 М), хлорида желе-за(Ш) (0, 5 М), сульфата марганца (II) (0, 5 М), нитрата или ацетата свинца (П) (0, 5 М), хлорида или сульфата цинка (0, 5 М), сульфата никеля (П) (0, 5 М), сульфата кобальта(II)(0, 5 М).

 

ОПЫТ 1. Получение оксидов.

А. Получить в пробирке голубой осадок гидроксида меди(П) Си(ОН)₂ взаимодействием нескольких капель раствора CuSО₄ с раствором щелочи. Осторожно нагреть полученный осадок. Как изменяется цвет осадка? Составить уравнения реакций.

Б. Взять небольшой кусочек мела, растолочь в ступке и поместить в пробирку. Затем добавить в пробирку соляной кислоты. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

ОПЫТ 2. Свойства оксидов

   А. Белый порошок оксида магния MgO поместить в чашку с водой, размешать и испытать рас­твором фенолфталеина. Отметить малую растворимость в хо­лодной воде оксида магния и изменение окраски индикатора. Составить уравнение реакции.

Вместо оксида магния можно взять порошок оксида кальция или оксида бария.

Б. Поместить в пробирку немного порошка оксида меди(П) СиО. Добавить 10—12 капель разбавленной соля­ной или серной кислоты. Осторожно нагреть пробирку. Отме­тить цвет полученного раствора. Написать уравнение реак­ции.

В. В две пробирки поместить по 1 микрошпателю оксида

цинка(П) ZnO. В первую пробирку добавить 10—15 капель кислоты, в другую — столько же концентрированного раство­ра щелочи. Встряхивать содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Написать уравнения реакций и сделать вывод о характере взятого оксида.

ОПЫТ 3. Получение оснований

Б. В фарфоровую чашку поместить 1 микрошпатель окси­да кальция СаО или оксида бария ВаО и прилить 15—20 ка­пель воды. Размешать содержимое стеклянной палочкой и до­бавить 2—3 капли фенолфталеина. Отметить цвет индикатора и написать уравнение реакции.

В. В пробирку с несколькими каплями раствора Nа₂СО₃ добавлять по каплям раствор гидроксида кальция Са(ОН)₂ до образования осадка. Отметить его цвет. Что представляет со­бой раствор над осадком? Составить уравнение реакции.

 Г. В пробирку с раствором сульфата меди (П) CuSO₄ доба­вить избыток раствора гидроксида натрия. Проделать анало­гичные опыты с растворами солей железа(III)и марганца(П). Составить уравнения реакций. Отметить цвет осадков.

ОПЫТ 4. Свойства оснований

А. В трех пробирках испытать действие индикаторов —фенолфталеина, лакмуса, метилового оранжевого — на рас­твор щелочи. Записать наблюдения.

Б. Налить в стакан немного раствора щелочи, прибавив к раствору 2—3 капли фенолфталеина. Добавлять по каплям раствор кислоты (помешивая стеклянной палочкой) до исчез­новения окраски индикатора. Составить уравнение реакции нейтрализации.

В. Поместить в пробирку 6—8 капель раствора соли свинца(II) РЬ(NО₃)₂ или РЬ(СН₃СОО)₂. Прибавлять по каплям рас­твор щелочи до образования осадка. (После прибавления каж­дой капли щелочи пробирку встряхивать.) Отметить цвет осадка и написать уравнение реакции.

Г. Поместить в пробирку 1 микрошпатель оксида кремния(IV) SiO₂ и прилить 3—4 мл концентрированного раствора NaOH. Нагреть пробирку до полного растворения SiO₂. Составить уравнение реакции.

Д. Получить осадок гидроксида никеля(П) Ni(ОН)₂, при­бавляя к 2—3 каплям раствора соли никеля(П) избыток рас­твора щелочи. Испытать действие кислоты на полученный осадок. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

ОПЫТ 5. Получение и свойства кислот

A. Положить в пробирку немного кристаллов ацетата нат­рия NаСНзСОО и прибавить несколько капель H₂SO₄. Опреде­лить по запаху, какое вещество образовалось. Написать урав­нение реакции.

Б. В трех пробирках испытать действие индикаторов — лакмуса, метилового оранжевого, фенолфталеина — на раз­бавленный раствор любой кислоты. Записать наблюдения.

В. Испытать действие соляной или разбавленной серной кислоты на осадки гидроксидов меди(П) Cu(ОН)₂ и марганца(П) Мn(ОН)₂, предварительно получив их в двух пробирках по ре­акции обмена между растворами солей меди(П), марганца(П) и NaOH. Записать наблюдения и составить уравнения реакций.

ВВЕДЕНИЕ

Объемный химический анализ является одним из методов количественного анализа. Сущность метода заключается в измерении объема раствора реактива известной концентрации, затраченного на реакцию.

При анализе раствор реактива, концентрация которого известна, из калиброванного по объему сосуда (бюретки) по каплям приливают к исследуемому раствору до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что все вещество в исследуемом растворе прореагировало с добавляемым реактивом. Эта процедура называется титрование.

При титровании важно точно установить точку эквивалентности, т.е. момент, когда и реактив, и вещество в исследуемом растворе прореагировали полностью (без остатка). Для установления этого момента используются вещества, претерпевающие какие-либо легко наблюдаемые изменения (перемена окраски, выпадение осадка и т.д.) в точке эквивалентности. Такие вещества называются индикаторами. Для кислотно-основного титрования в качестве индикаторов используют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый и др.

В этой работе мы будем пользоваться метиловым оранжевым (метилоранжем).

Лабораторная работа

 

Задание:

1. Разбавлением концентрированного раствора соляной кислоты (HCl) приготовить раствор с концентрацией С_N = 0.1 моль/л.

2. Уточнить концентрацию приготовленного раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи с известной концентрацией С_N = 0.1 моль/л.

3.Используя приготовленный раствор кислоты методом объемного химического анализа определить содержание щелочи в выданном для анализа растворе.

Приборы и реактивы:

Концентрированный раствор соляной кислоты, 0.1 N NaOH, ареометр, бюретка для титрования, мерная колба на 250 мл, коническая колба на 100 мл, индикатор метилоранж, мерная пипетка на 10 мл.

Выполнение работы

1. Приготовление 250 мл раствора 0.1 N HCl.

С помощью ареометра измерьте плотность концентрированного раствора соляной кислоты. По таблице плотностей растворов установите концентрацию HСl в нем. Рассчитайте объем концентрированного раствора кислоты, который необходимо взять для приготовления 250 мл 0.1 N HCl.

Из мерной бюретки отлить в мерную колбу рассчитанный объем концентрированной соляной кислоты. Долить в колбу воды до метки. Содержимое колбы тщательно перемешать.

2. Уточнение концентрации приготовленного раствора.

Получить у лаборанта раствор 0.1N NaOH. С помощью мерной пипетки отобрать в коническую колбу 10 мл этого раствора. Добавить в колбу 1-2 капли раствора метилоранжа.

Залить анализируемый раствор соляной кислоты в мерную бюретку. Добавлять по каплям раствор из бюретки в колбу до момента начала изменения окраски раствора с желтой на оранжевую. Записать объем прилитого раствора кислоты. Повторить титрование 3 раза. Рассчитать средний арифметический объем трех измерений - V(HCl).

Рассчитать точную концентрацию приготовленного раствора по закону эквивалентов:            

C_N(NaOH)× V(NaOH) = C_N(HCl)× V(HCl),

 0.1 моль/л ´ 0, 01 л =?   ´ результат титрования.

Рассчитать относительную ошибку, допущенную при приготовлении раствора:

d = [С_N(HCl) - 0.1]/0.1.

3. Определение массы NaOH в исследуемом растворе.

В чистую бюретку залейте приготовленный вами ранее раствор соляной кислоты с известной концентрацией.

С помощью мерной пипетки залейте в коническую колбу 10 мл полученного для анализа раствора щелочи. Добавьте 1-2 капли индикатора.

Произведите титрование исследуемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Рассчитайте средний объем раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование.

Рассчитайте по закону эквивалентов концентрацию щелочи в анализируемом растворе.

Рассчитайте массу NaOH в выданном вам для анализа растворе. Проверьте результат у лаборанта. Рассчитайте ошибку анализа.                

                                   

Контрольные вопросы

1. В чем сущность метода объемного анализа?

2. Что такое точка эквивалентности и как она определяется?

3. Какие индикаторы относятся к кислотно-основным?

4. В чем суть закона эквивалентов? Как этот закон используется в объемном анализе?

5. Почему для растворов HСl и NaOH эквивалентная и молярная концентрации одинаковы?

 

Химическая кинетика

Лабораторная работа 1

Задачей является изучение зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора на примере реакции

Na₂S₂О₃+Н₂S0₄® S¯ +Na₂S0₄+H₂0+S0₂                          

Оборудование и ревы:

Бюретки, 3 шт. Воронки для бюреток, 3 шт. Штатив с пробирками.Химические стаканы емкостью 100 мл - 2 шт. Секундомер. Бумага миллиметровая. Мерный цилиндр. Шаблон с вертикальной цветной полосой. Термометр с точностью измерения не хуже ± 1^oС.

Реактивы: 0, 2 М Na₂S₂O₃; 0, 2 М H₂SO₄; 0, 5 М НС1; 0, 5 М CuSO₄ (в капельнице с микропипеткой).

 Описание изучаемой химической реакции

Уравнение химической реакции является суммарным уравнением сложного взаимодействия, протекающего последовательно по стадиям:

Na₂S₂О_з+Н₂SО₄®Н₂S₂Оз+Nа₂SO₄ (1)                              

Н₂S₂O_з®SO₂+Н₂O+S¯ (2)                                                  

Первая реакция идет практически мгновенно, поэтому скорость всего процесса определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) реакции разложения тиосерной кислоты. Таким образом, изучая скорость протекания реакции, мы, по сути дела, изучаем скорость разложения Н₂S₂О_з.

Постановка опыта основывается на следующем. Как следует из уравнения (1), количество образующейся тиосерной кислоты эквивалентно количеству взятого для реакции тиосульфата натрия. Поскольку скорость протекания реакции (2) много больше скорости протекания реакции (1), то с достаточно хорошей точностью можно считать начальную концентрацию тиосерной кислоты равной начальной концентрации тиосульфата натрия. В свою очередь, разложение Н₂S₂О_з сопровождается выделением эквивалентного количества коллоидной серы, вызывающей помутнение раствора. Поэтому по степени помутнения раствора можно судить о количестве разложившейся тиосерной кислоты.

Если проводить опыты в пробирке, к задней стенке которой приложен шаблон с вертикальной цветной полоской, то в начале опыта эта полоска четко просматривается через прозрачный раствор. После добавления Н₂SО₄ и начала образования коллоидной S раствор становится мутным и при определенной плотности суспензии (всегда одинаковой во всех опытах) цветная полоска бумаги станет почти невидимой. Отмечая время с момента сливания растворов тиосульфата натрия и серной кислоты (начало реакции) до появления первых признаков мути или до начала видимого исчезновения цветной полоски, можно судить о времени, в течение которого в растворе образуется одно и то же количество коллоидной серы, эквивалентное количеству разложившейся Н₂S₂О_з.

Поскольку реакция разложения тиосерной кислоты является реакцией первого порядка, то, согласно закону действующих масс, скорость реакции пропорциональна концентрации Н₂S₂О_з. Выражение для средней скорости реакции можно записать как

V = -D[ Н₂S₂Оз ]/Dt = k × [ Н₂S₂Оз ], (3)                                 

где D[ Н₂S₂Оз ] - изменение концентрации тиосерной кислоты за время Dt; k -константа скорости реакции.

Принимая во внимание, что во всех опытах D[Н₂S₂О_з] одинаково, скорость реакции можно определить как величину, обратно пропорциональную найденному времени:

                       V’ = 1 / Dt = k*× [Н₂S₂О_з],

где k*= k / D [ Н₂S₂О_з]; V = V’× D [ Н₂S₂О_з].                            

Опыт 1. (Ознакомительный)

 Для предварительного ознакомления с характером изучаемой реакции к 3-5 мл раствора тиосульфата натрия прилить столько же раствора серной кислоты и наблюдать за помутнением раствора. Отметить момент начала появления мути и момент начала видимого исчезновения цветной полоски.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на скорость реакции

1). Наполнить одну мерную бюретку дистиллированной водой, другую - 0.2 М раствором тиосульфата натрия и третью - 0.2 М раствором серной кислоты.

2). С помощью этих бюреток в одной пробирке следует приготовить раствор тиосульфата натрия, соответствующий одному из вариантов, указанных в таблице, т.е. смешайте воду и исходный раствор тиосульфата натрия.

3). В другую пробирку отмерить 6 мл раствора серной кислоты.

4). Слить растворы, быстро перемешать стеклянной палочкой и отметить по секундомеру отрезок времени Dt между началом реакции (момент сливания растворов) и временем начала видимого исчезновения цветной полоски.

5). Рассчитать значение начальной концентрации тиосерной кислоты, приняв ее равной начальной концентрации тиосульфата натрия в реакционном объеме, а значение скорости реакции - как величину V’ = 1/Dt.

Опыт с одной и той же концентрацией раствора Na₂S₂O₃ повторить 3 раза, взяв для расчета скорости среднее из трех измеренных значений Dt. Аналогичным образом получить данные для других концентраций Na₂S₂O₃, приведенных в таблице.

Результаты эксперимента занести в таблицу.

Зависимость между изменением концентрации Н₂S₂Оз и скоростью реакции изобразить графически.

На основании полученных данных:

1) установить, какой линией выражается найденная зависимость, проходит ли она через начало координат;

показать независимость константы скорости реакции от концентрации;

№ варианта	Состав растворaв первой пробирке, мл		Концентрация Н2S2Оз в реакционном объеме, моль/л	Dt1	Dt2	Dt3	Dtср	V’=1/Dtср
	Исходн. раствор Na2S2O3	Н2О
1 2 3 4	6 4 3 2	0 2 3 4

сделать вывод о применимости закона действующих масс к реакции разложения тиосерной кислот

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2

                    Химическое равновесие

Цель работы:

Изучение влияния различных факторов на установление и смеще­ние химического равновесия.

Оборудование и реактивы:

 Пробирки. Хлорид аммония. Растворы: хлорида железа ( III ) (очень разб. и конц.), тиоцианата аммния (очень разб. и конц.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

ВВЕДЕНИЕ

Реакции между ионами и молекулами в растворах электролитов могут приводить к образованию новых ионов и молекул. Условием протекания таких процессов является образование малодиссоциированных («прочных») соединений. Такими соединениями могут быть слабые электролиты (вода, слабые кислоты, основания, комплексные ионы), плохо растворимые вещества, выпадающие в осадок, а также плохо растворимые газообразные вещества.

К процессам, идущим с образованием малодиссоциированных соединений, относятся реакции нейтрализации. Они протекают практически необратимо только в случае нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, например:

КОН+НС1 ® КС1+Н₂О

ОН^-+Н^- ® Н₂О.

Необратимость таких реакций обусловлена тем, что здесь единственным малодиссоциированным соединением является вода. Несколько иначе протекают другие реакции нейтрализации:

а) слабая кислота + сильное основание

 

СН₃СООН+КОН « СН₃СООК+Н₂О

СН₃СООН+ОН^- « СН₃СОО^-+Н₂О;

                                                                          

б) слабое основание + сильная кислота

NH₄OH+HNO₃ «NH₄NO₃+H₂O

NH₄OH+H⁺«NH₄⁺+H₂O;

                                                       

в) слабое основание + слабая кислота

NH₄OH+ СН₃СООН« СН₃СОО NH₄+Н₂О,

NH₄OH+ СН₃СООН« СН₃СОО^-+ NH₄⁺+Н₂О.

                                                

Реакции обратимы, равновесие данных реакций смещено вправо, т.е. в сторону образования Н₂О, т.к. константы диссоциации исходных электролитов больше константы диссоциации воды (вода более «прочное» соединение): K_H2O < < K_CH3COOH; K_H2O< < K_NH4OH.

В тех случаях, когда образующиеся малодиссоциированные соединения представляют собой газы (H₂S и другие) или крайне непрочные соединения (Н₂СО₃, H₂SO₃), разлагающиеся с образованием газообразных продуктов, газы самопроизвольно удаляются из сферы реакции, процесс становится необратимым, например,

Na₂CO₃+2HCl ® NaCl+H₂CO₃ ® NaCl + CO₂­+ H₂O,

CO₃^2-+2H⁺ ® CO₂­+H₂O.

Реакции гидролиза также являются реакциями, протекающими с образованием малодиссоциирующих соединений:

СН₃СООNH₄+H₂O « CH₃СООН+NH₄OH.

Реакции обратимы, равновесие сдвинуто в сторону образования Н₂О, т.к. K_H2O < < K_CH3OOH и K_NH4OH :

NH₄Cl + HOH « NH₄OH + HCl,

NH₄+HOH « NH₄OH + H⁺.

Более подробно данный тип реакций будет рассмотрен в разделе «Гидролиз солей» данного методического пособия..

В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком  (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например,

BaSO_{4 (ТВ)} « Ba²⁺ _(Р)+SO₄^2- _(Р).

Это равновесие описывается константой равновесия, которая зависит только от природы вещества и температуры. Эта константа равновесия называется произведением растворимости и обозначается символом ПР:

ПР_BaSO4 = [Ва²⁺] × [ SO₄^2-].

Реакции, в которых образуются малорастворимые соединения, практически идут до конца:

Na₂S+2AgNO₃®Ag₂S¯ +2NaNO₃                        
        2Ag⁺ + S^2- ®Ag₂S¯.

Пр_Ag2S = [Ag⁺]² × [S^2-].

Образование осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превышает значение его ПР.

 Растворение осадка - процесс, обратный осаждению. Для того, чтобы создать условия, благоприятствующие переходу осадка в раствор, необходимо уменьшить концентрацию, по крайней мере, одного из ионов, добавив к системе “осадок - раствор” такой реагент, с которым этот ион может образовать

а) малодиссоциированное соединение, например, воду

Fe(OH)₃¯ +3H⁺ ® 3H₂O + Fe³⁺ , ПР> (K_H2O)³ ;

б) газообразное соединение

BaCO₃¯ +2H⁺ « CO₂­ + H₂O + Ba²⁺;

в) комплексный ион

AgCl¯ + 2NH₄OH ®[Ag(NH₃)₂]⁺+Cl^-+2H₂O, ПР > Кн.

В приведенных примерах смещение гетерогенных равновесий происходит благодаря образованию более “прочных” соединений (т.е. с меньшей константой равновесия) по сравнению с исходными, либо путем полного вывода продуктов реакции из раствора в виде газа.

Прежде чем приступить к лабораторной работе выполните следующие упражнения.

Упражнения

1). В данном ряду из 19 солей найти 6 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ¯. K₂SO₄, BaSO₄, Al₂(SO)₄, BaCl₂, Kcl, CuSO₄, Pb(NO₃)₂, PbSO₄, K₂CrO₄, PbCrO₄, K₂S, PbS, Nh₄Cl, FeCl₃, CH₃COOK, KNO₃, K₂CO₃, CaCO₃.

2). В данном ряду из 13 гидроксосоединений (оснований и кислот) найти 6 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ¯. Сu(OH)₂, H₂SeO₄, NH₄OH, H₃BO₃, KOH, Fe(OH)₃, NaOH, Ba(OH)₂, Mg(OH)₂, Pb(OH)₂, HClO₄, HNO₃, H₂SiO₃.

3). Подчеркнуть формулы шести слабых электролитов: H₂CO₃, H₂O, CH₃COOH, NH₄OH, H₂S, Hcl, HF, H₂SO₄, HNO₃.

4). В насыщенном растворе какой из трех солей концентрация ионов Pb²⁺ больше: PbSO₄ (ПР = 10^-8), PbCrO₄ (ПР = 10^-14), PbS (ПР = 10^-27)?

5). Даны растворы слабых электролитов сероводорода (K₁(H₂S)= 6× 10⁸) и сернистой кислоты (K₁(H₂SО₃)=6× 10^-2) с одинаковыми концентрациями. В каком растворе концентрация ионов Н⁺ больше?

6).Пользуясь справочными данными, рассчитайте растворимость Ag₂S в воде при комнатной температуре. Чему равны концентрации ионов S^2- и Ag⁺ над осадком сульфида серебра? Предложите способ уменьшения растворимости сульфида серебра.

Лабораторная работа

12345Следующая ⇒

Поделиться: